(共28张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
第1课时 原子结构
1．回顾初中所学原子结构知识，了解核外电子能量高低与分层排布的关系。
2．依据稀有气体元素原子的电子排布，总结出核外电子排布规律，学会书写简单原子的原子结构示意图。
通过对“原子结构”的学习，培养微观探析、证据推理和模型认知的意识和习惯。
1．构成原子的微粒
一、原子的构成
正
1
1
负
2．质量数
(1)概念：将原子核内所有_______和_______的相对质量取近似_____________，所得的数值叫做质量数，常用______表示。
(2)构成原子的粒子间的两个关系
①质量数(A)＝_______________＋_______________。
②质子数＝核电荷数＝_____________。
质子
中子
整数值相加
A
质子数(Z)
中子数(N)
核外电子数
3．原子的表示方法
质量数
质子数
6
12
正误判断
(1)原子呈电中性是因为中子不带电。( )
(2)质子数和中子数决定原子的质量。( )
(3)原子的质量数就是原子的相对原子质量。( )
(4)微粒中的质子数与核外电子数一定相等。( )
(5)某种氯原子的中子数是18，则其质量数是35，核外电子数是17。( )
×
√
×
×
√
应用体验
1．原子是化学变化中的最小微粒。在化学变化过程中，原子中的下列粒子数可能发生改变的是( )
A．质子数 B．中子数
C．质量数 D．电子数
解析：在化学变化过程中，原子中的质子数、中子数不变，所以质量数不变，原子变成阳离子，核外电子数减少，原子变成阴离子，核外电子数增多，故选D。
D
A－Z
A－x－n
A－x＋n
Ne
解析：(1)N＝A－Z。
(2)AXn＋共有x个电子，中性原子X的质子数为x＋n，则N＝A－x－n。
(3)AXn－共有x个电子，中性原子X的质子数为x－n，则N＝A－x＋n。
归纳总结
(1)一个信息丰富的符号解读
(2)粒子中的电性关系
①分子或原子：质子数＝核外电子数
②阳离子Xn＋：质子数＝核外电子数＋n
③阴离子Xn－：质子数＝核外电子数－n
1．电子层
(1)概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在___________的区域内运动。我们把不同的区域简化为_______________，也称作电子层。
如图为电子层模型示意图：
二、原子核外电子排布
能量不同
不连续的壳层
(2)不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7
字母代号 ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
离核远近 由_____到_____ 能量高低 由_____到_____ K
L
M
N
O
P
P
近
远
低
高
2. 核外电子排布规律
下表是稀有气体元素原子的电子层排布，从中探究核外电子排布规律，回答相应的问题：
核电 荷数 元素 名称 元素 符号 各电子层的电子数 K L M N O P
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
(1)电子总是尽可能先从_______排起，当一层_______后再填充下一层，即按K→L→M……顺序排列。
(2)原子核外第n层最多能容纳的电子数为_______。
(3)K层为最外层时最多能容纳的电子数为_____，除K层外，其他各层为最外层时，最多能容纳的电子数为_____。
(4)K层为次外层时，所排电子数为_____，L层为次外层时，所排电子数为8，除K层和L层外，其他各层为次外层时，最多能容纳的电子数为_______。
内层
充满
2n2
2
8
2
18
3．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
(1)钠的原子结构示意图：
(2)画出下列原子或离子的结构示意图。
①S：_______，S2－：_______ ；②Ca：______，Ca2＋：_______。
4．常见的10e－和18e－微粒
(1)10e－微粒
(2)18e－微粒
单核微粒：S2－、Cl－、Ar、K＋、Ca2＋
多核微粒：SiH4、PH3、H2S、HCl、HS－、H2O2、N2H4、F2
正误判断
(1)在多电子原子里，电子的能量不完全相同。( )
(2)能量高的电子在离核近的区域内运动。( )
(3)M层为最外层时，最多容纳18个电子。( )
(4)原子的次外层电子数都是8。( )
(5)Mg的原子结构示意图是 。( )
√
×
×
×
×
应用体验
1．原子是由居于原子中心的原子核和核外电子构成的。下列有关原子核外电子排布的说法中错误的是( )
A．电子总是先排布在能量最低的电子层里
B．每个电子层最多能容纳的电子数为2n2
C．最外层电子数不超过8个(K为最外层时不超过2个)
D．S2－的M层电子数是K层电子数的3倍
解析：S2－的M层电子数是8个，K层为2个，则S2－的M层电子数是K层电子数的4倍，故D错误。
D
2．结构决定性质，性质体现结构，这是化学乃至自然科学的基本规律之一。下列粒子结构示意图中，表示具有稳定结构的原子是( )
B
归纳总结
(1)从两个角度看核外电子排布规律
(3)通常把最外层有8个电子(最外层为K层时，只有2个电子)的结构，称为相对稳定结构。
随堂演练 知识落实
1．下面关于多电子原子的核外电子的运动规律的叙述正确的是( )
①核外电子是分层运动的
②所有电子在同一区域里运动
③能量高的电子在离核近的区域内运动
④能量低的电子在离核近的区域内运动
A．①④ B．②③
C．①③ D．②④
解析：原子核外电子是分层运动的，能量越低离核越近，能量越高离核越远。
A
2．下列微粒结构示意图中，不正确的是( )
解析：A中核电荷数和核外电子数都是8，这是氧原子的结构示意图，正确；B中核电荷数为11，这是Na的原子核，钠原子的核外有11个电子，钠元素的最高化合价为＋1价，Na＋的核外应有10个电子，而图中核外只有9个电子，错误；C中核电荷数和核外电子数都是17，这是氯原子的结构示意图，正确；D中核电荷数和核外电子数分别是17和18，这是Cl－的结构示意图，正确。
B
3．已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A
(1)三种元素的名称和符号：
A_______，B_________，C_________。
(2)画出三种元素的原子结构示意图：
A__________，B______________，C________________。
碳C
硅Si
氯Cl
解析：由A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，可知A是碳元素；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半，可知B为硅元素；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个，可知C应为氯元素。(共33张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
第2课时 元素周期表 核素
1．结合原子结构示意图，归纳出元素周期表的编排原则及结构，根据原子序数确定元素在周期表中的位置。
2．阅读元素周期表的发展。
1．通过对“元素周期表”的学习，培养证据推理和模型认知能力。
2．通过对“周期表的发展”的了解，增强科学探究精神和社会责任感。
1．元素周期表的出现与演变
一、元素周期的编排原则与结构
门捷列夫
相对原子质量
相对原子质量
核电核数
2．元素周期表的编排原则
(1)原子序数：按照元素______________________给元素编的序号。
(2)原子序数＝___________＝_________＝_____________。
(3)横行原则：把_____________相同的元素，按_______________的顺序从左到右排列。
(4)纵列原则：把不同横行中___________________相同的元素，按_______________的顺序由上而下排列。
在元素周期表中的顺序
核电荷数
质子数
核外电子数
电子层数目
原子序数递增
最外层电子数
电子层数递增
3．元素周期表的结构
元素周期表有_____个横行，_______个纵列。每一个横行叫做一个_______，每一个纵列叫做一个_____(_______________三个纵列共同组成第______族)。
(1)周期
观察元素周期表，填写下表，并思考周期序数与原子核外电子层数之间的关系。
7
18
周期
族
8、9、10
Ⅷ
周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数
1 _____________ _____ _____
2 _____________ _____ _____
3 _____________ _____ _____
4 K～Kr _______ _____
5 Rb～Xe _______ _____
6 Cs～Rn _______ _____
7 Fr～Og(118号) _______ _____
H～He
2
1
Li～Ne
8
2
Na～Ar
8
3
18
4
18
5
32
6
32
7
由此可知：
①周期序数＝电子层数
②周期的分类
一、二、三
2、8、8
四、五、六、七
18、18、32、32
(2)族
①周期表中族的特点和划分
特点 主族元素的族序数＝_______________ 分类 主族 共有_____个，包括________________________________ ______，由_____周期和_____周期元素共同构成
副族 共有_____个，包括_________________________________ ___________，完全由_____周期元素构成
0族 占据元素周期表的第_______纵列，最外层电子数为_____ (He是2)，很难与其他物质发生化学反应，化合价定为0价
最外层电子数
7
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、
ⅦA
短
长
8
ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、
ⅦB、Ⅷ
长
18
8
②常见族的别称
族 别名
第IA族(除_____外) _________元素
第ⅦA族 _______元素
0族 稀有气体元素
氢
碱金属
卤族
4．元素周期表中方格里的符号的意义
原子序数
元素符号
相对原子质量
元素名称
正误判断
(1)一个横行即是一个周期，一个纵列即是一个族。( )
(2)同族元素的最外层电子数一定等于族序数。( )
(3)0族元素的最外层电子数均为8。( )
(4)第IA族中元素均为金属元素，又称碱金属元素。( )
(5)最外层电子数是2的元素一定为第ⅡA族的元素。( )
×
×
×
×
×
应用体验
1．下列说法正确的是( )
A．元素周期表中元素排序的依据是原子的核电荷数
B．元素周期表有十六个纵列，也就是十六个族
C．原子的最外层电子数相同的元素，一定属于同一族
D．电子层数相同的粒子，对应元素一定属于同一周期
解析：元素周期表有18个纵行，B项错误；原子的最外层电子数相同的元素不一定在同一族，如He和Be，C项错误；电子层数相同的原子，一定属同一周期，D项错误，故选A。
A
2．15号元素P在周期表中的位置为( )
A．第二周期第ⅤA族
B．第二周期第ⅥA族
C．第三周期第ⅥA族
D．第三周期第ⅤA族
解析：画出15号元素的原子结构示意图，即可确定P元素在周期表中的位置为第三周期第ⅤA族。
D
归纳总结
元素周期表的结构
原子序数的定量关系
①同周期，第ⅡA族与第ⅢA族原子序数差可能为1、11、25；
②同族，相邻周期原子序数差：第IA族～第ⅡA族：上一周期元素种类数；第ⅢA族～0族：下一周期元素种类数。如Na与K相差8，Cl与Br相差18。
③利用稀有气体元素的原子序数推断元素在周期表中的位置。
1．元素
(1)概念：具有相同_________(___________)的一类_______的总称。
(2)决定元素种类的是_________。
2．核素
二、核素 同位素
质子数
核电荷数
原子
质子数
质子
中子
1
0
1
1
1
2
3．同位素
(1)概念：_________相同而_________不同的同一_______的不同原子互称为同位素(即同一_______的不同_______互称为同位素)。“同位”是指核素的_________相同，在元素周期表中占有 _______位置。
质子数
中子数
元素
元素
核素
质子数
相同
(2)同位素的特征
①同一种元素的各种同位素的化学性质几乎相同；物理性质略有差异。
②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的_______。
(3)常见同位素的用途
①考古测定文物的年代的是__________；
②制造氢弹的是_________________；
③利用放射性同位素释放的射线_______、金属_______、诊断和治疗疾病等。
比率
育种
探伤
正误判断
(1)任何原子都由质子、中子、电子构成。 ( )
(2)23Na和23Mg互为同位素。( )
(3)同位素原子的化学性质几乎相同，物理性质略有差异。( )
(4)原子的种类大于元素的种类。( )
×
×
√
√
√
应用体验
1．中科院研发出世界上最强氘氚中子源，下列有关说法错误的是( )
A．氘、氚属于同一种核素
B．氘、氚互称为同位素
C．氘、氚核外电子数相同
D．氘、氚的质量数分别为2、3
A
(1)互为同位素的是_________(填序号，下同)。
(2)互为同素异形体的是_______。
(3)由①和④中微粒能结合成含三个原子的化合物分子，这些化合物中相对分子质量最大的是___________(填化学式)。
①④
③
归纳总结
(1)元素、核素、同位素与同素异形体的比较
(2)元素、核素、同位素、同素异形体的联系
随堂演练 知识落实
1．玉兔二号、嫦娥四号任务月球车，于2019年1月3日22时22分完成与嫦娥四号着陆器的分离，驶抵月球表面。首次实现月球背面着陆，成为中国航天事业发展的又一座里程碑。月球车一般用Pu作为热源材料。
D
2．(2023·汉口高一检测)下列关于现行元素周期表的说法正确的是( )
A．元素周期表目前共有8个周期
B．元素周期表中共有18个族，其中有主族、副族、0族和第Ⅷ族
C．元素周期表中第1、2、3周期为短周期
D．元素周期表中第ⅠA族全部是金属元素
解析：A项，元素周期表目前共有7个周期，故A错误；B项，元素周期表中共有16个族，故B错误；C项，元素周期表中第1、2、3周期为短周期，C正确；D项，元素周期表中第ⅠA族中H是非金属元素，故D错误。
C
3．Ⅰ.在一百多年前，铝被称为“银色的金子”，比黄金还要贵。法国皇帝拿破仑三世为了显示其阔绰，将他的军旗旄头上的银鹰换成了铝鹰，逢盛大国宴，他拿出珍藏的铝质餐具，在宾客面前炫耀一番，就像国宝一样。俄国化学家门捷列夫，当他闻名世界的时候，曾经接受过英国化学学会的崇高奖赏——一只貌似平凡的铝杯。
(1)请指出铝元素在周期表中的位置____________________。
(2)写出下列信息表示的含义。
第三周期第ⅢA族
信息 信息所表示的意义
Al _______________
铝 ___________
13 ___________
26.98 _______________
Ⅱ.推算原子序数为34、53、88的元素在周期表中的位置。
原子序数 34 53 88
周期 _____ _____ _____
族 _______ _______ _______
铝的元素符号
元素名称
原子序数
相对原子质量
四
ⅥA
五
ⅦA
六
ⅡA
解析：Ⅰ.铝的原子序数为13，有3个电子层，最外层电子数为3，位于第三周期第ⅢA族。
Ⅱ.34号元素比Kr(36)少2个电子，共有4个电子层，最外层电子数为6，位于第四周期第ⅥA族；53号元素比Xe(54)少1个电子，共有5个电子层，最外层电子数为7，位于第五周期第ⅦA族；88号元素比Rn(86)多2个电子，共有7个电子层，最外层电子数为2，位于第七周期第ⅡA族。(共42张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
第3课时 原子结构与元素的性质
1．以碱金属元素为例，了解主族元素性质的递变规律。
2．能初步运用原子结构理论理解碱金属性质的相似性和递变性。
1．能从原子水平认识碱金属的结构、性质和变化，形成“结构决定性质”的观念，并理解其性质的递变规律，培养宏观辨识与微观探析能力。
2．以ⅠA族的碱金属为例，通过实验探究认识同主族元素性质的递变规律，并能用原子结构理论加以解释，培养科学探究与创新意识。
1．金属性
金属元素的原子最外层电子一般少于_____个，在化学反应中容易___________，具有_________。即元素的金属性是指元素的原子所具有的___________的能力。
2．非金属性
非金属元素的原子最外层电子一般多于_____个，在化学反应中容易___________，具有___________。即元素的非金属性是指元素的原子所具有的___________的能力。
一、元素化学性质与原子结构的关系
4
失去电子
金属性
失去电子
4
得到电子
非金属性
得到电子
3．稀有气体
稀有气体元素的原子最外层电子数为_____(氦为_____)个，在化学反应中既不容易_______电子，也不容易_______电子，化学性质稳定。
结论：原子结构决定元素的___________。
8
2
得到
失去
化学性质
正误判断
(1)最外层电子数为2的元素一定为金属元素。( )
(2)金属元素的最外层电子数一定小于4。( )
(3)非金属元素原子都易得电子。( )
×
×
×
应用体验
1．已知某元素的原子结构示意图如图所示：
(1)该元素在周期表中的位置：_________________。
(2)预测该元素的单质在化学反应中容易___________电子，常表现为_______价。
第五周期第ⅦA族
得到1个
－1
2．下列原子结构示意图中：
(1)易形成阳离子的是_______(填字母，下同)。
(2)易形成阴离子的是_____。
(3)易与氯气化合组成XY2型化合物的是_____。
CD
A
D
1．碱金属元素的原子结构
二、碱金属元素
元素名称 _____ _____ _____ _____ _____
元素符号 _______ _______ _____ _______ _______
原子结构 示意图 ______ _______ _______
原子半径/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
锂
Li
钠
Na
钾
钾
铷
Rb
铯
Cs
结论 (1)碱金属元素的原子最外层电子数都是_____，均易_______电子，有较强_________，碱金属元素的化学性质_______。
(2)碱金属元素的原子随核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐_______，原子半径逐渐_______
1
失去
还原性
相似
增多
增大
2．碱金属化学性质比较
(1)钠、钾与氧气的反应
黄色
紫色
Na2O2
大
弱
活泼
(2)钠、钾与水反应的比较
碱金属单质 钠 钾
实验操作
实验现象 相同点 _________________；熔成闪亮的小球；小球四处游动；发出嘶嘶的响声；反应后的溶液呈红色 不同点 ____________________________________ 金属浮在水面上
钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧
碱金属单质 钠 钾
实验原理 _____________________ _____________________
_____________________
_____________________
实验结论 与水反应剧烈程度：K_____Na；金属的活泼性：K_____Na 2Na＋2H2O===2NaOH
＋H2↑
2K＋2H2O===2KOH＋
H2↑
>
>
【结论】
(1)碱金属元素化学性质的相似性：碱金属元素的原子最外层都有_____个电子，且易_______，可与氧气、水等物质反应，产物中碱金属元素的化合价均为_______价。
(2)碱金属元素化学性质的递变性：随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐_______，原子半径逐渐_______，原子核对最外层电子的引力逐渐_______，原子失去最外层电子的能力逐渐_______，元素的金属性逐渐增强。
1
失去
＋1
增多
增大
减弱
增强
3．碱金属单质的物理性质
元素 Li、Na、K、Rb、Cs(原子序数增大)
相同点 除铯外，其余都呈_______色，它们都比较软，有延展性，密度较_____，熔点较_____，导电、导热性强
递变规律 密度 逐渐_______(钠、钾反常)
熔、沸点 逐渐_______
个性特点 ①铯略带金属色光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾大
银白
小
低
增大
降低
正误判断
(1)从锂到铯，碱金属元素单质的密度依次增大。( )
(2)Li、Na、K在空气中燃烧均生成过氧化物。( )
(3)碱金属元素原子随核电荷数增加，其单质与水反应越来越剧烈。( )
(4)碱金属元素单质都应该保存在煤油中。( )
(5)K比Na活泼，故K可以从钠盐溶液中置换出Na。( )
(6)碱金属元素在自然界中能以游离态存在。( )
×
×
√
×
×
×
应用体验
1．下列关于铯及其化合物的说法中不正确的是( )
A．氢氧化铯是一种强碱，比KOH的碱性强
B．铯与水或酸溶液反应剧烈，都生成氢气
C．Cs的还原性比Na强，故Na＋的氧化性大于Cs＋
D．Cs2CO3不易溶于水
D
解析：Cs的最外层电子数是1，电子层数比K的多，故Cs的金属性比K强，CsOH的碱性比KOH强，A项正确；铯与Na性质相似，与水或酸反应更剧烈，都生成H2，B项正确；Cs的还原性比Na强，所以Na＋的得电子能力比Cs＋强，C项正确；因为Na2CO3、K2CO3均易溶于水，所以Cs2CO3也易溶于水，D项错误。
2．锂(Li)是一种银白色的金属元素，质软，是密度最小的金属。用于原子反应堆、制轻合金及电池等，锂电池或锂离子电池备受人们推崇。
锂(Li)不可能具有的性质是( )
A．锂在空气中燃烧只会生成氧化锂
B．锂很软，用小刀可以切割
C．锂的熔点比金属铯高
D．金属锂可以保存在煤油或液体石蜡中
D
解析：锂较其他碱金属活泼性差，燃烧生成氧化锂，A项正确；碱金属都很软，可用小刀切割，B项正确；碱金属由Li到Cs熔点逐渐降低，C项正确；金属锂的密度比煤油的小，所以不能保存在煤油中，D项不正确。
1．卤素单质的物理性质
三、卤族元素
卤素单质 颜色(常态) 密度 熔点/℃ 沸点/℃
F2 淡黄绿色(气体) 1.69 g·L－1(15 ℃) －219.6 －188.1
Cl2 黄绿色(气体) 3.214 g·L－1(0 ℃) －101 －34.6
Br2 深红棕色(液体) 3.119 g·cm－3(20 ℃) －7.2 58.78
I2 紫黑色(固体) 4.93 g·cm－3 113.5 184.4
分析上表可知，从F2到I2，颜色逐渐_______，熔、沸点逐渐_______，密度逐渐_______。
加深
升高
增大
2．卤族元素的原子结构
元素名称 氟 氯 溴 碘
元素符号 _____ _______ _______ _____
原子结构 示意图 __________ __________ __________
____________
原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32
F
Cl
Br
I
根据上表分析卤族元素原子结构的相似性和递变性：
(1)相似性：最外层电子数都是_____，易_______电子而具有较强的非金属性。
(2)递变性：F→I，核电荷数依次_______，电子层数依次_______，原子半径逐渐_______。
7
得到
增加
增多
增大
3．卤素单质的化学性质
(1)卤素单质与氢气反应
卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性
F2 暗处 ________________________ 很稳定
Cl2 光照或点燃 _______________________ 较稳定
Br2 加热 ________________________ 不如氯化氢稳定
H2＋F2===2HF
卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性
I2 不断加热 ______________________ 不稳定
结论 从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐_______，反应剧烈程度依次_______，生成气态氢化物的稳定性依次_______ 升高
减弱
减弱
(2)卤素单质之间的置换反应
实验操作 实验现象 化学方程式
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈_______色 _____________________
_____________________
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈_______色 _____________________
减弱
Cl2＋2KBr===2KCl＋
Br2
紫红
Cl2＋2KI===2KCl＋I2
实验操作 实验现象 化学方程式
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈_______色 ___________________________
结论 Cl2→I2氧化性逐渐_______，相应的卤素离子还原性逐渐_______ 紫红
Br2＋2KI===2KBr＋I2
减弱
增强
正误判断
(1)卤素单质都是双原子分子。( )
(2)单质At2是白色固体。( )
(3)同主族元素的单质熔、沸点一定是随核电荷数增加而升高。( )
(4)同主族元素从上至下非金属性逐渐增强。( )
(5)第ⅡA族的锶的硫酸盐(SrSO4)是易溶于水的白色固体。( )
√
×
×
×
×
应用体验
1．常温下，下列卤素单质中为液体的是( )
A．氟 B．氯
C．溴 D．碘
2．砹(At)是卤族元素中位于碘后面的元素，推测砹和砹的化合物正确的是( )
A．与H2化合的能力：At2＞I2
B．砹在常温下是白色固体
C．砹原子的最外层上有7个电子
D．砹不能与氢气反应
C
C
解析：从F到At元素的非金属性减弱，与H2化合能力减弱，A项错误；从F到At单质颜色逐渐加深，砹在常温下不可能为白色固体，B项错误，At为第ⅦA元素，最外层上有7个电子，C项正确；At在加热条件下可与H2反应，D项错误。
3．(1)F2通入水中会剧烈反应，且有另一种单质气体生成，请根据氧化还原反应理论书写化学方程式：_____________________________。
(2)氧化性F2>Cl2，那么能否用F2与NaCl溶液反应置换Cl2
____________________________________________
2F2＋2H2O=== 4HF＋O2
否，F2与H2O先反应，无法置换出Cl2。
归纳总结
1．卤素的特殊性
(1)在常温下Br2是唯一的液态非金属单质，易挥发。
(2)碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝。
(3)氟是最活泼的非金属，没有正化合价，氟单质与盐溶液反应时，先与水反应产生HF和O2。
2．同主族元素的递变规律
随堂演练 知识落实
1．单片铯钾防火玻璃，是通过特殊化学处理在高温状态下进行二十多小时离子交换，替换了玻璃表面的金属钠，形成的低膨胀硅酸盐玻璃，具备高效的抗热性能，同时通过物理处理后，玻璃表面形成高强的压力，大大提高了抗冲击强度，当玻璃破碎时呈现微小颗粒状态，减少对人体的伤害。关于这种防火玻璃中铯的叙述，正确的是( )
A．CsOH是一种可溶于水的强碱
B．Cs在空气中燃烧，生成一种氧化物Cs2O
C．Cs与水反应，能发生爆炸，并放出O2
D．加热Cs2CO3，可生成氧化铯和二氧化碳
A
2．镭是元素周期表中第七周期ⅡA族元素，关于其叙述不正确的是( )
A．镭的金属性比钙弱
B．单质能与水反应生成H2
C．在化合物中呈＋2价
D．碳酸镭难溶于水
解析：同主族金属元素从上至下金属性增强，镭位于钙下面，镭的金属性比钙强，所以选A。
A
3．下列关于卤素(F、Cl、Br、I)叙述正确的是( )
A．其单质在常压下的沸点，随着卤素核电荷数的增多逐渐降低
B．单质和水反应通式：X2＋H2O===HX＋HXO(用X表示卤素)，剧烈程度随着核电荷数的增多而减弱
C．单质和氢气反应的通式：X2＋H2===2HX(条件不同)，剧烈程度随着卤素核电荷数的增多而减弱
D．随着卤素核电荷数的增多，单质的氧化性逐渐增强
C
解析：卤素单质在常压下的沸点，随着卤素核电荷数的增多逐渐升高，A项不正确；单质氟和水反应生成HF和氧气，B项不正确；同主族自上而下非金属性逐渐减弱，所以与H2反应的剧烈程度逐渐减弱，C项正确；随着卤素核电荷数的增多，单质的氧化性逐渐减弱，D项不正确。
4．A、B、C、D为按顺序排列的前四种卤素单质，仔细分析下表中的数据，回答有关问题。
卤素单质 密度 沸点/℃ 熔点/℃
A 1.69 g·L－1(0 ℃) －188.1 －219.6
B 3.214 g·L－1(0° C) －34.6 －101
C 3.119 g·cm－3(20 ℃) 58.78 －7.2
D 4.93 g·cm－3 184.4 113.5
(1)在标准状况下为液体的卤素单质是_____(填字母，下同)，为固体的卤素单质是_____。
(2)A的相对分子质量为_______(保留整数)。
(3)写出B与水反应的化学方程式_____________________________。
(4)卤素单质B、C、D的氧化性由大到小的顺序为________________ (用化学式表示)。
C
D
38
Cl2＋H2O===HCl＋HClO
Cl2＞Br2＞I2
解析：(1)因卤素单质A、B的沸点比常温25 ℃低，所以在常温下为气态，卤素单质C的熔点比常温低，但沸点比常温高，所以在常温下为液态，卤素单质D的熔点比常温高，所以在常温下为固态。
(2)因M＝ρ×Vm＝1.69 g·L－1×22.4 L·mol－1≈38 g·mol－1，所以A的相对分子质量为38。
(3)因B为Cl2，氯气能与水反应：Cl2＋H2O===HCl＋HClO。
(4)因同一主族从上到下，单质的氧化性逐渐减弱，所以氧化性Cl2＞Br2＞I2。(共25张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
第4课时 原子结构与元素周期表复习课
1．巩固原子的构成，加深对核素、同位素概念的理解，熟练掌握核电荷数、质子数、中子数、质量数之间的关系。
2．熟练掌握元素周期表的结构，能用原子结构理论解释同族元素性质的相似性和递变性。
通过对“原子结构与元素周期表”的复习，培养科学探究和创新意识。
1．构成原子的微粒及作用
一、原子结构 核素
元素
原子
化学
2．微粒符号周围数字的含义
(1)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
(2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数。
3．元素、核素、同位素的关系
核电核数
质子
中子
质子数
中子数
正误判断
(1)一种元素可能有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子。( )
(2)不同的核素可能具有相同的质子数，也可能质子数、中子数、质量数均不相同。( )
(3)中子数不同而质子数相同的微粒一定互为同位素。( )
√
√
×
√
应用体验
1．已知：A.质子数，B.中子数，C.核外电子数，D.最外层电子数，用字母回答下列问题。
(1)原子种类由_______决定；
(2)元素种类由_____决定；
(3)元素的化合价由_____决定。
AB
A
D
2
3
同位素
2
质子
10NA
8NA
1．结构
二、元素周期表的结构以及元素在周期表中位置的确定方法
周期 __ 周 期 第一周期 _____种 电子层数相同的元素，按___________递增的顺序，从左到右排成横行，形成周期 周期序数＝该元素
_________________
第二周期 _____种 第三周期 _____种 __ 周 期 第四周期 _______种 第五周期 _______种 第六周期 _______种 第七周期 _______种 短
2
8
8
长
18
18
32
32
原子序数
原子的电
子层数
族 __ 族 第IA～ⅦA族 由________和________元素共同构成 不同横行中原子最外层电子数相同的元素，按__________递增的顺序自上而下排成纵列，形成族 主族序数＝该元素原子的______________
0族 第_______纵列的元素 __ 族 第IB～ⅦB族 只由_______元素构成 第Ⅷ族 有三列元素 (_______________三个纵列) 主
长周期
短周期
18
副
长周期
8、9、10
电子层数
最外层
电子数
2．确定主族元素在元素周期表中位置的方法
(1)根据原子结构示意图来确定
利用以下两个等量关系：
①核外电子层数＝周期数
②主族序数＝最外层电子数
如某原子结构示意图为 ，其在元素周期表中的位置是
____________________。
第四周期第ⅥA族
(2)根据稀有气体元素的原子序数确定
①明确0族元素信息
②某元素原子序数大于0族元素原子序数，则在此0族元素的下一周期，小于0族元素原子序数，则在同一周期。通过某元素原子序数与0族元素原子序数的差值计算所处的族序数。
0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
所在周期序数 1 2 3 4 5 6 7
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
正误判断
(1)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素。( )
(2)两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1。( )
(3)0族元素原子的最外层均有8个电子。( )
×
√
×
应用体验
请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：
(1)标出周期序数和族序数。
(2)用阴影表示出碱金属元素的位置。
(3)将前四周期卤族元素的元素符号填入表中适当的位置。
(4)写出各周期元素的种类。
(5)写出稀有气体元素的原子序数。
(6)写出金属与非金属元素分界线处的金属元素符号。
答案：
三、同主族元素性质的相似性和递变性
内容 同主族(从上到下)
电子层结构 电子层数___________
最外层电子数_______
原子半径 ___________
得电子能力 ___________
失电子能力 ___________
金属性 ___________
依次增加
相同
依次增大
依次减弱
依次增强
依次增强
内容 同主族(从上到下)
非金属性 ___________
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐_______.
碱性逐渐_______
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成逐渐变难，气态氢化物的稳定性逐渐_______
依次减弱
减弱
增强
减弱
应用体验
1．下列对碱金属的叙述正确的是( )
①K通常保存在煤油中以隔绝与空气的接触
②碱金属常温下呈固态，取用时可直接用手拿
③碱金属中还原性最弱的是锂
④碱金属阳离子中氧化性最强的是Li＋
⑤碱金属的原子半径随核电荷数的增大而增大
⑥从Li到Cs，碱金属的密度越来越大，熔、沸点越来越低
A．①③④⑤ B．①②③④
C．②③⑤⑥ D．①②③⑤
A
2．下列关于卤族元素由上到下性质递变的叙述，正确的是( )
①单质的氧化性增强
②单质的颜色加深
③气态氢化物的稳定性增强
④单质的沸点升高
⑤阴离子的还原性增强
A．①②③ B．②③④
C．②④⑤ D．④⑤
C
随堂演练 知识落实
1．下列各图若为元素周期表的一部分(表中数字代表原子序数)，其中合理的是( )
2．如图为元素周期表中前四周期的一部分，若B元素的核电荷数为x，则这五种元素的核电荷数之和为( )
A．5x＋10 B．5x＋11
C．5x＋14 D．5x＋16
D
A
3．元素周期表中相邻的元素常见“楼梯关系”。如图是短周期元素X、Y、Z在周期表中的位置关系，据此回答下列问题：
(1)X元素形成单质的分子式是_______。
(2)Y元素在元素周期表中的位置为____________________。
(3)Z的原子结构示意图为___________，写出单质Z与钠反应的化学方程式：______________________。
He
第二周期第ⅦA族
解析：X、Y、Z为短周期元素，且分别属于三个不同的周期，故X为第一周期0族的He，Y为第二周期第ⅦA族的F，Z为第三周期第ⅥA族的S。(共28张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
1．认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价、原子半径等性质的周期性变化规律。
2．以第三周期元素为例，掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律。
1．通过对“同周期元素性质”的学习，培养科学探究和创新意识。
2．通过对“元素周期律内容和实质”的学习，建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。
一、1～18号元素性质的周期性变化规律
结合图1、图2、图3完成下表：
原子 序数 电子 层数 最外层 电子数 原子半径的变化(稀有气体元素除外) 最高或最低
化合价的变化
1～2 1 1～2 ＋1→0
3～10 _____ ______ 由_____到_____ _______→_____
______→______→_____
11～18 _____ ______ 由_____到_____ _______→______
______→______→_____
结论 随着原子序数的递增，元素原子的__________________________ _____________________ 2
1～8
大
小
＋1
＋5
－4
－1
0
3
1～8
大
小
＋1
＋7
－4
－1
0
核外电子排布、原子半径、
化合价都呈周期性变化
正误判断
(1)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7。( )
(2)原子半径最小的元素是氢元素。( )
(3)同周期元素最外层电子数都是从1递增到8。( )
(4)氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH。( )
(5)第三周期原子半径最小的元素为氩。( )
×
√
×
√
×
应用体验
1．下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是( )
A．C、N、O、F B．Na、Be、B、C
C．P、S、Cl、Ar D．Na、Mg、Al、Si
解析：F无正化合价，A项错误；Na原子序数最大，B项错误；Ar为稀有气体，最高价一般为0，C项错误；Na、Mg、Al、Si位于同周期，原子序数依次增大，最高正化合价递增，D项正确。
D
2．电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？
____________________________________________________________________________________________________________________________________
不一定，如第二周期的Li元素比第三周期的S、Cl等元素原子的半径大，应综合分析电子层数和核电荷数的影响。(查看课本中数据得结论)
归纳总结
1．主族元素主要化合价的确定方法
(1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。
(3)H最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正化合价。
2．最简单氢化物及其最高价氧化物对应的水化物
ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
氢化物 RH4 RH3 H2R HR
最高价氧化物对应的水化物 H2RO3 或H4RO4 H3RO4 或HRO3 H2RO4 HRO4
以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
1．预测：元素性质的递变规律
第三周期元素电子层数_______，由左向右核电荷数依次增多，原子半径依次_______，失电子的能力依次_______，得电子的能力依次_______，预测它们的金属性依次_______，非金属性依次_______。
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
相同
减小
减弱
增强
减弱
增强
2．实验探究：金属性递变规律
(1)钠、镁与水的反应
钠 镁
实验操作
钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红
加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色
2Na＋2H2O===2NaOH
＋H2↑
(2)Mg、Al元素金属性强弱比较
原理 金属的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 物质 Al(OH)3 Mg(OH)2
操作
现象 A中沉淀_______ B中沉淀_______ C中沉淀_______
D中沉淀_________
A、B、C、D 试管中的离子方程式 A：___________________ _______________________ B：___________________ _______________________ C：___________________
_______________________
D：_______________
结论 Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性：___________________ 结论：金属性递变规律
同周期中，从左到右，元素的金属性逐渐减弱。
溶解
溶解
溶解
不溶解
Al(OH)3＋3H＋===
Al3＋＋3H2O
Mg(OH)2＋2H＋=== Mg2＋＋2H2O
不反应
Na＞Mg＞Al
3．Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
Si P S Cl
判断 依据 与氢气反应 高温 磷蒸气与氢气能反应 加热 光照
或点燃
由难到易的顺序为_____________________ 最高价氧化物对应的水化物的酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4
强酸
酸性：_____________________________________ 结论 _______________________________________ SiHClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强
4．同周期元素性质递变规律
5．元素周期律
(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
(2)实质：元素性质的周期性变化是原子的_______________的周期性变化的必然结果。
减弱
增强
核外电子排布
正误判断
(1) Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应。( )
(2)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2，可由此推出非金属性：Cl>C。( )
(3)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性。( )
(4)第二周期主族元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。( )
(5)因为金属钠常失去1个电子，而铝失去3个电子，所以钠的金属性小于铝的金属性。( )
×
×
×
√
×
应用体验
1．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。过去，门捷列夫曾用元素周期律预言未知元素并得到了证实。下列关于元素周期律的叙述中不正确的是( )
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，单核离子的氧化性依次增强
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应气态氢化物的稳定性依次增强
C．同周期元素的原子半径以第ⅦA族的为最大
D．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
C
解析：元素周期表中，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，只有C不正确。
2．从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的原因。
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左至右，随核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
随堂演练 知识落实
1．除第一周期外，下列关于同周期主族元素性质的变化规律的叙述不正确的是( )
A．从左到右，原子半径逐渐减小
B．从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强
C．从左到右，元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
D．从左到右，元素最高正化合价从＋1递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4递变到－1
B
2．某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为( )
A．4 B．5
C．6 D．7
C
3．元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含着许多信息和规律。下表所列是七种短周期的原子半径及主要化合价(已知铍的原子半径为0.089 nm)。
元素代号 A B C D E F G
原子半径/nm 0.037 0.160 0.143 0.102 0.099 0.074 0.075
主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋6、 －2 ＋7、 －1 －2 ＋5、
－3
(1)C元素在元素周期表中的位置是第_____周期第_________族。
(2)B的原子结构示意图为____________。
(3)D、E气态氢化物的稳定性：________________(填化学式)。
(4)上述七种元素的最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是____________(填化学式)。
解析：A显＋1价，原子半径小于铍，则A为H元素。结合表中原子半径和主要化合价信息推知，B～G分别为Mg、Al、S、Cl、O、N。
(1)C是Al元素，处于元素周期表中第三周期第ⅢA族。
三
ⅢA
HCl＞H2S
HClO4
(2)B为Mg，其原子结构示意图为 。
(3)元素的非金属性：S(4)上述七种元素的非金属性最强的为Cl元素，则最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是HClO4。(共27张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第2课时 元素周期表和元素周期律的应用
1．知道元素周期表的简单分区，进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
2．学会运用元素周期表、元素周期律的有关知识，指导科学研究和工农业生产。
1．通过对“元素周期表的简单分区”的学习，增强宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知的能力。
2．通过对“元素周期表、元素周期律应用”的学习，培养科学探究精神和社会责任感。
1．元素周期表与元素周期律的关系
(1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。
(2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律
同周期元素从左到右金属性逐渐_______非金属性逐渐_______；同主族元素从上到下金属性逐渐_______，非金属性逐渐_______。
一、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律
减弱
增强
增强
减弱
2．元素周期表的金属区和非金属区
(1)请填写出图中序号所示的内容
①_______ ②_______ ③_______ ④_______
⑤_______ ⑥_______ ⑦_______ ⑧_________
(2)分界线的划分：沿着周期表中____________________________和_____________________之间画一条虚线，虚线的左面是_______元素，右面是_________元素。
(3)分界线附近的元素，既能表现出一定的_________，又能表现出一定的___________，故元素的_________和___________之间没有严格的界线。
增强
减弱
增强
增强
Al
Si
金属
非金属
B、Si、As、Te、At
Al、Ge、Sb、Po
金属
非金属
金属性
金属性
金属性
金属性
(4)周期表的左下方是金属性最强的元素，是_____元素(放射性元素除外)；右上方是非金属性最强的元素，是_____元素；最后一个纵行是0族元素。
铯
氟
3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系
(1)价电子
元素的化合价与原子的_____________有密切关系，所以，元素原子的_____________也叫价电子。主族元素的价电子是_____________，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。
(2)主族元素最高正化合价＝___________＝_______________(价电子数)(O、F除外)。
最外层电子
最外层电子
最外层电子
主族序数
最外层电子数
(3)非金属元素的化合价
①最高正化合价等于原子所能失去或偏移的_______________。
②最低负化合价等于使它达到_________稳定结构所需要得到的电子数。
最外层电子数
8电子
正误判断
(1)金属元素只表现金属性，非金属元素只表现非金属性。( )
(2)氟元素非金属性最强，所以其最高价氧化物对应水化物的酸性最强。( )
(3)原子最外层电子数大于3且小于8的元素一定是非金属元素。( )
(4)最外层电子数是2的元素，最高正价一定是＋2价。( )
(5)第二周期元素的最高正价等于它所处的主族序数。( )
×
×
×
×
×
应用体验
短周期主族元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是_____________，碱性最强的是______________。气态氢化物稳定性最
强的是_______。
HClO4
NaOH
HF
1．科学预测
(1)预测元素及其化合物的性质
①比较不同周期，不同主族元素的性质如金属性：Mg>Al、Ca> Mg，则由碱性：Mg(OH)2_____Al(OH)3、Ca(OH)2_____Mg(OH)2，得碱性：Ca(OH)2_____Al(OH)3。
②推测未知元素的某些性质
例如：已知Ca(OH)2微溶、Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2_____溶。
二、元素周期表和元素周期律的应用
＞
＞
＞
难
根据卤族元素性质的递变规律，可推知不常见元素砹(At)应为_____色固体，与氢_____化合，HAt不稳定，其水溶液呈_____性，AgAt _____溶于水等。
(2)指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质。
黑
难
酸
难
2．寻找有特殊用途的新物质
应用体验
1．下列说法错误的是( )
A．作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元素的交界线附近
B．农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内
C．构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内
D．在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素
解析：构成催化剂的元素为过渡金属元素，在周期表过渡元素中寻找，故选C。
C
2．门捷列夫在研究周期表时预言了包括“类铝”“类硅”在内的11种元素。
(1)门捷列夫预言的“类硅”，多年后被德国化学家文克勤发现，命名为锗(Ge)。
①已知主族元素锗的最高化合价为＋4价，其最高价氧化物对应的水化物为两性氢氧化物。试比较元素的非金属性： Si_____Ge(填“>”或“<”)。
②锗位于硅的下一周期，写出锗在周期表中的位置：____________ _________。根据锗在周期表中处于金属和非金属分界线附近，预测锗单质的一种用途是_______________。
＞
第四周期第
ⅣA族
作半导体材料
③硅和锗单质分别与H2反应时，反应较难进行的是_____(填“硅”或“锗”)。
(2)“类铝”在门捷列夫预言4年后，被布瓦博德朗在一种矿石中发现，命名为镓(Ga)。
①由镓的性质推知，镓与铝同主族，且位于铝的下一周期。试从原子结构的角度解释镓与铝性质相似的原因：______________________。
②为判断Ga(OH)3是否为两性氢氧化物，设计实验时，需要选用的试剂有GaCl3溶液、_______________和___________________。
锗
原子最外层电子数都是3
NaOH溶液
稀硫酸(或盐酸)
归纳总结
1．元素位置、原子结构、元素性质之间的关系
2．元素“位—构—性”规律中的特例
(1)绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子。
(2)元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。
(3)所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。
(4)非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体。
(5)氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价；在NaH中氢显－1价。
随堂演练 知识落实
1．俄国化学家门捷列夫在编制元素周期表时曾预言的“类铝”元素镓的原子序数为31，属于第ⅢA族。镓的熔点为29.78 ℃，沸点高达2 403 ℃。镓有过冷现象(即冷至熔点下不凝固)，它可过冷到－120 ℃。
由此判断下列有关镓的性质及其用途的叙述不正确的是( )
A．镓是制造高温温度计的上佳材料
B．能溶于强酸和强碱中
C．镓与锌、锡、铟等金属制成的合金，可用在自动救火的水龙头中
D．近年来，镓成为电子工业的新宠，其主要用途是制造半导体材料，被誉为“半导体家族的新成员”，这是利用了镓的导电性介于导体和绝缘体之间的性质
D
解析：镓的熔点为29.78 ℃，沸点高达2 403 ℃；有过冷现象(即冷至熔点下不凝固)，它可过冷到－120 ℃，因此A、C两项正确。铝能溶于强酸和强碱中，铝是电的良导体而不是半导体，镓是“类铝”元素，所以镓能溶于强酸和强碱中，镓是电的良导体而不是半导体，即B项正确，D项不正确。
2．短周期元素W、X、Y和Z在周期表中的相对位置如表所示，这四种元素原子的最外层电子数之和为21。下列关系正确的是 ( )
A ．氢化物稳定性：WB．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y＞W
C．阴离子的还原性：WD．简单离子的半径：Y＞X
W X
Y Z
A
解析：综合图示和已知条件可知，W、X、Y、Z分别为N、O、Al、Cl。氢化物的稳定性：HCl＞NH3，A正确；最高价氧化物对应水化物的酸性：Al(OH)3＜HNO3，B错误；X元素的非金属性比W的强，因此阴离子的还原性W＞X，C错误；Al3＋和O2－核外电子排布相同，根据“序大径小”规律可知，离子半径：Al3＋＜O2－，D错误。
3．元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。下列说法正确的是( )
A．元素的性质总在不断地发生明显的变化
B．紧靠虚线两侧的元素都是两性金属元素
C．可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)
D．可在虚线的右上方寻找耐高温材料
C
4．我国著名化学家张青莲精确地测定了锗(Ge)、锌等九种元素的相对原子质量，得到的新值被作为国际新标准。已知锗的原子序数为32。
(1)它位于元素周期表中第_____周期第_______族。
(2)锗类似于铝，能溶于氢氧化钠溶液，其主要原因是______(填序号)。
①它与硅位于同一主族
②它位于周期表中金属与非金属分界线附近
③它位于边界线附近
④它是两性物质
四
ⅣA
②
(3)材料科学是目前全世界研究的热点，为了寻找半导体材料，科学家应在元素周期表中某区域寻找元素组成材料，该区域是_____(填字母)。
A．左上角
B．右上角
C．过渡元素
D．金属与非金属分界线附近
D(共27张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第3课时 元素周期律复习课
1．认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。
2．巩固同周期和同主族元素性质的递变规律，体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
1．能从多个角度认识与理解原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置之间的关系，培养宏观辨识与微观探析的能力。
2．具有证据意识，能基于“位—构—性”的关系建立认知模型，通过分析推理进行解决相关问题，培养证据推理与模型认知的能力。
元素周期表中主族元素性质的递变规律
一、元素周期律及其应用
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
电子层结构 电子层数_______，最外层电子数___________ 电子层数___________，最外层电子数_______
原子半径 ___________ ___________
离子半径 阳离子、阴离子半径逐渐_______；r(阴离子)_____r(阳离子) 逐渐_______
相同
依次增加
依次增加
相同
依次减小
依次增大
减小
＞
增大
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
主要化合价 最高正价：升高(O、F除外)最低负价＝_______________ (H除外) 最高正价＝_____________ (O、F除外)
得电子能力 ___________ ___________
失电子能力 ___________ ___________
金属性 ___________ ___________
非金属性 ___________ ___________
主族族序数－8
主族族序数
依次增强
依次减弱
依次减弱
依次增强
依次减弱
依次增强
依次增强
依次减弱
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
离子的氧化性、还原性 阳离子的氧化性逐渐______，阴离子的还原性逐渐______ 阳离子的氧化性逐渐_______，阴离子的还原性逐渐_______
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐_______ 碱性逐渐_______ 酸性逐渐_______
碱性逐渐_______
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成逐渐变易，气态氢化物的稳定性逐渐_______ 气态氢化物的形成逐渐变难，气态氢化物的稳定性逐渐_______
增强
减弱
减弱
增强
增强
减弱
减弱
增强
增强
减弱
正误判断
(1)第ⅤA族元素的最高正价与族序数相同。( )
(2)同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强。( )
(3)金属性由强到弱的顺序：Li>Na>K。( )
(4)非金属性由强到弱的顺序：F>Cl>Br>I。( )
(5)H2SO3的酸性大于碳酸，则硫的非金属性大于碳。( )
√
×
×
√
×
应用体验
1．下列有关性质的比较中正确的是( )
A．碱性：NaOHB．稳定性：HF>HCl>PH3
C．原子半径：S>F>O
D．酸性：HClO>HNO3>H2CO3
B
2．元素周期表中前三周期部分元素的原子序数与常见价态的关系图如下。下列说法不正确的是( )
A．A与D的非金属性比较：
DB．原子半径大小：B>C>A>
D>E
C．A可以形成两种氢化物
D．B、C、E的最高价氧化物
对应的水化物之间均可反应
B
二、元素的位置、结构、性质之间的关系
应用体验
1．中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟(49In)等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。已知铟与铷(37Rb)同周期，下列说法不正确的是( )
A．In是第五周期第ⅢA族元素
C．原子半径：In＞Al
D．碱性：In(OH)3＜RbOH
B
2．如图是元素周期表短周期的一部分，下列说法中正确的是( )
A．元素①位于第二周期第ⅣA族
B．气态氢化物的稳定性：④＞②
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：⑤＞④
D．元素的最高正化合价：③＝⑤
C
3．X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中的相对位置如图所示。若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍。
(1)根据图可确定X、Y、Z、W属于哪一周期，X：第_____周期，Y：第_____周期，Z：第_____周期，W：第_____周期。
(2)根据Y的原子核外电子排布特点可推断Y是_____(填元素符号，下同)，进而确定X、Z、W分别是_____、_____、_______。
二
二
三
三
O
N
S
Cl
(3)根据确定的Z、W，二者形成的最高价氧化物的水化物中酸性最强的是______________(填化学式，下同)，Y、Z形成的氢化物中，热稳定性最强的是__________。
HClO4
H2O
归纳总结
元素综合推断的思维模型
随堂演练 知识落实
1．锗是一种重要的半导体材料，用于制造晶体管及各种电子装置。锗(Ge)是第四周期第ⅣA族元素，门捷列夫把它命名为类硅，处于周期表中金属区与非金属区的交界线上，铜矿、铁矿、硫化矿以至岩石、泥土和泉水中都含有微量的锗。
下列叙述正确的是( )
A．锗是一种金属性很强的元素
B．锗的单质具有半导体的性能
C．锗化氢(GeH4)稳定性很强
D．锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸
B
解析：锗处于金属区与非金属区的交界线上，元素金属性和非金属性都较弱，反应中既不易得电子，也不易失去电子，常用作半导体材料；锗化氢(GeH4)稳定性很弱；锗和硅处于同一主族，主族元素的非金属性从上到下逐渐减弱，则硅的非金属性大于锗，非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，所以锗酸酸性比硅酸弱，为弱酸。硅酸不溶于水，推知锗酸(H4GeO4)应难溶于水。
2．我国科学家陈竺院士获得了一项国际大奖——美国血液学会颁发的欧尼斯特·博特勒奖，该奖是为表彰他利用砒霜治疗“急性早幼粒细胞白血病”研究中取得的突出成就。砒霜主要成分为三氧化二砷。
下列叙述正确的是( )
A．砷元素的最高化合价为＋3
B．砷元素是第5周期的主族元素
C．砷原子的次外层含有18个电子
D．与砷同主族的上一周期元素原子序数为25
C
3．现在含有元素硒(Se)的保健品开始进入市场，已知硒元素与氧元素同主族，与钾元素同周期，则下列关于硒的叙述中不正确的是( )
A．原子序数为34
B．最高价氧化物的化学式为SeO3
C．非金属性比S强
D．气态氢化物化学式为H2Se
C
解析：A项，硒元素与氧元素同主族，原子最外层有6个电子，原子核外有4个电子层，则其原子序数是34，正确；B项，Se最外层有6个电子，最高正化合价为＋6价，最高价氧化物的化学式为SeO3，正确；C项，同一主族自上而下，元素的非金属性减弱，所以Se比S的非金属性弱，错误；D项，Se与S同主族，其气态氢化物化学式为H2Se，正确。
氚(或超重氢)
(3)Z元素的最高化合价为_______，最低化合价为_______。
(4)金属性：X_______(填“强于”或“弱于”，下同)Y。
(5)非金属性：W_______Z。
＋6
－2
强于
强于
(3)根据S的原子结构可知，S的最高化合价为＋6，最低化合价为－2。
(4)Na、Mg的电子层数均为3，核电荷数越大，最外层电子离核越近，原子越难失电子，所以金属性：Na强于Mg。
(5)O、S的最外层电子数相同，核电荷数越大，电子层数越多，最外层电子离核越远，原子越难得电子，所以非金属性：O强于S。(共23张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第三节 化学键
第1课时 离子键
1．通过氯化钠的形成过程，认识离子键的概念和形成，会判断离子化合物。
2．会用电子式表示离子化合物的形成过程。
1．通过对“离子键形成”的学习，增强微观探析能力。
2．通过对“电子式”的学习，培养模型认知能力。
1．从微观角度认识氯化钠的形成过程。
(1)钠原子和氯原子最外层电子数分别为1
和7，均不稳定。
一、离子键
即它们通过得失电子后达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，两种带相反电荷的离子通过___________结合在一起，形成新物质氯化钠。
静电作用
(2)实验
黄色
白烟
2．离子键
带相反电荷离子
阳离子和阴离子
静电作用(包括静电引力和静电斥力)
活泼金属
活泼非金属
3．离子化合物
正误判断
(1)离子化合物中一定含有金属元素。( )
(2)由金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物。( )
(3)第ⅠA族元素与第ⅦA族元素形成的化合物一定是离子化合物。( )
(4)含有离子键的化合物一定是离子化合物。( )
(5)离子化合物中一定含有阴离子和阳离子，所以离子化合物一定能导电。( )
×
×
×
√
×
应用体验
1．已知下列各种元素的原子序数，其中可形成AB2型离子化合物的是( )
①6和8 ②12和17 ③20和9 ④11和17
A．①③ B．①②
C．②③ D．③④
解析：①二者分别是C、O，形成的化合物CO2中不含离子键，不符合；②二者分别是Mg、Cl，形成离子化合物MgCl2，符合；③二者分别是Ca、F，形成离子化合物CaF2符合；④二者分别是Na、Cl，形成离子化合物NaCl，不符合。
C
2．下列有关离子键的说法正确的是( )
A．阴、阳离子成键时只受到静电吸引力的作用
B．离子键是阴、阳离子之间的相互作用
C．任何离子键在形成的过程中必定有电子的得失
D．在离子化合物CaCl2中，两个氯离子之间存在离子键
B
1．概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子、离子的_____________的式子。
2．微粒电子式的表示方法
二、电子式
最外层电子
Na×
Na＋
3. 用电子式表示离子化合物的形成过程
如NaCl______________________________。
CaCl2______________________________________________。
应用体验
1．下列电子式的书写正确的是( )
C
2．下列电子式及形成过程是否正确，若错误请写出正确的电子式及形成过程。
错误，
错误，
错误，
错误，
―→
归纳总结
书写电子式的注意事项
(1)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。
(2)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。
(3)“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
随堂演练 知识落实
1．下列数值表示有关元素的原子序数，各原子能以离子键相互结合成稳定的化合物的是( )
A．10与19 B．6与16
C．11与17 D．14与8
解析： 活泼的金属元素与活泼的非金属元素相互化合时一般形成离子键。11号元素是Na，属于活泼的金属元素，17号元素是Cl，属于活泼的非金属元素，二者化合时形成离子键。
C
2．下列关于离子键和离子化合物的说法正确的是( )
A．阴、阳离子通过静电引力形成离子键
B．离子化合物都易溶于水
C．离子化合物不一定能导电
D．只有在活泼金属元素和活泼非金属元素化合时，才能形成离子键
解析： A项，离子键是指阴、阳离子间的静电作用，它包括静电引力和静电斥力；B项，AgCl、BaSO4属于离子化合物，但几乎不溶于水；C项，离子化合物在固态时不导电；D项，NH与酸根阴离子之间也能形成离子键。
C
A
4．用电子式表示下列物质的形成过程。
(1)KBr__________________________________________。
(2)Na2S__________________________________________。
(3)Na2O__________________________________________。
(4)CaBr2___________________________________________。
(5)KF______________________________________________。(共30张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第三节 化学键
第2课时 共价键
1．理解共价键、极性键、非极性键的概念，会用电子式表示共价键的形成过程。
2．会识别判断共价化合物，熟知分子结构的不同表示方法。
3．领会化学反应的实质。
通过对“共价键相关知识”的学习，培养宏观辨识和微观探析能力。
1．从微观角度理解氯气的形成过程
一、共价键和共价化合物
请你根据上述图示，用电子式表示其形成过程
____________________________________。
2．共价键
(1)概念及成键要素
共用电子对
原子
非金属
元素
(2)分类
3．共价化合物
共用电子对
正误判断
(1)共价键与离子键的成键微粒是一样的。( )
(2)非金属元素只能形成共价键。( )
(3)只含共价键的化合物一定是共价化合物。( )
(4)只由非金属元素组成的化合物一定是共价化合物。( )
(5)共价化合物中也可能含有金属元素。( )
×
×
√
×
√
应用体验
1．下列关于共价键的说法正确的是 ( )
A．分子内部一定存在共价键
B．由非金属元素组成的化合物，其内部一定全是共价键
C．非极性键只存在于双原子单质分子中
D．不同元素组成的多原子分子里一定存在极性键
解析： 单原子分子中不存在共价键，如稀有气体分子，故A错误；由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl既含有离子键，又含有共价键，故B错误；非极性键可能存在于多原子的化合物里，如H2O2分子中氧原子和氧原子之间存在非极性共价键，故C错误。
D
2．下列元素最易形成共价键的是( )
A．Na B．Mg
C．Al D． Si
3．(2023·广东肇庆高一期末)研究化学键有助于人们理解物质的某些性质，下列物质既含离子键又含共价键的是( )
A．CaCl2 B．CO2
C．H2SO4 D．Na2O2
解析： CaCl2中只含有离子键，CO2与H2SO4中只含有共价键，Na2O2中既含有离子键又有共价键。
D
D
1．常见单质的电子式和结构式
在化学上，常用一根短线“—”表示1对共用电子的图示叫做结构式。
二、共价分子结构的表示方法
分子 H2 N2 Cl2 Ne
电子式 _________ ___________ __________
_________
结构式 _________ ___________ ___________ _________
H?H
N N
H—H
N≡N
Cl—Cl
Ne
2．常见化合物的分子的表示方法
H—Cl
直线形
O＝C＝O
直线形
V形
正四面体形
应用体验
1．下列各物质中，除氢原子外，每个原子最外层均达到8电子稳定结构，则它们的结构式错误的是( )
A．氧分子：O===O
B．S2Cl2?Cl—S—S—Cl
C．氢氰酸：H—C≡N
D．光气(COCl2)：Cl—C—O—Cl
D
2．用电子式表示下列共价分子的形成过程：
(1)H2：_______________________；
(2)NH3: _____________________________________；
(3)CO2：_____________________________________ ；
(4)CCl4：____________________________________________。
3．根据已知结构式写出下列物质的电子式：
(1)H—O— Cl：__________________；
(2)H—O—O—H：___________________；
(3)H—C≡N：_____________________。
1．化学键
(1)定义：相邻的原子之间强烈的相互作用。
(2)分类
三、构成物质微粒间的相互作用
(3)意义：形成性质各异的微粒和物质；一百多种元素的原子构成的物质已超过1亿种。
离子键
共价键
2．分子间作用力
(1)定义：把_________________的作用力叫分子间作用力，又叫范德华力。
(2)规律：一般说来，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量_______，分子间作用力_______，物质的溶、沸点也就_______，如卤素单质的熔沸点：F2_____Cl2_____Br2_____I2。
分子聚集在一起
越大
越大
越高
<
<
<
3．氢键
(1)氢键不是化学键，通常把氢键看作是一种特殊的分子间作用力。氢键比化学键_____，比范德华力_____，如液态NH3、H2O和HF中存在氢键。
(2)分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点_______，水分子间由于氢键的存在，当水结冰时，会造成 体积膨胀 、密度减小。
弱
强
升高
4．化学反应的过程
化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。H2和Cl2反应生成HCl可用如下过程表示：
正误判断
(1)NaOH中含有离子键和极性共价键。( )
(2)化学键既可存在于分子内的原子间，又可存在于分子之间。( )
(3)氢键是化学键的一种。( )
(4)稀有气体中不存在化学键。( )
(5)水分子稳定，是因为水分子间存在氢键。( )
√
×
×
√
×
应用体验
1．下列变化中，不需要破坏化学键的是( )
A．硫酸与氢氧化钠反应
B．加热氯酸钾使其分解
C．冰融化
D．氯化钠溶于水
C
2．试分析下列各种情况下微粒间作用力的变化情况(填“离子键” “极性键”“非极性键”或“分子间作用力”)：
(1)NaCl溶于水时破坏_________。
(2)HCl溶于水时破坏_________。
(3)SO2溶于水时破坏_________。
(4)酒精溶于水时破坏_______________。
(5)NaOH和HCl反应时形成_________和_________。
离子键
极性键
极性键
分子间作用力
离子键
极性键
解析：NaCl、HCl、SO2中分别含有离子键、极性键、极性键，溶于水时被破坏相应的化学键；酒精溶于水时破坏分子间作用力；(5)(6)(7)是考查化学变化中化学键的变化情况，根据各物质中的化学键类型判断即可；(8)中Na2O是离子化合物，熔化时破坏离子键。
非极性键
极性键
离子键
离子键
离子键
归纳总结
(1)共价键的存在
共价键可存在于单质分子(如H2、Cl2等)、共价化合物(如H2O2等)和离子化合物(如Na2SO4、NaOH等)中。
(2)离子键的存在
离子键只存在于离子化合物中。
随堂演练 知识落实
1．下列反应过程中，同时有离子键、极性共价键和非极性共价键断裂和形成的反应是( )
B．NH3＋CO2＋H2O===NH4HCO3
C．2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O
D．2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
解析： A、B两项反应中反应物和生成物中没有非极性共价键，不符合题意；C项，有非极性共价键(Cl—Cl键)的断裂，没有非极性共价键的形成。
D
2．下列叙述中正确的是( )
A．完全由金属和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物
B．完全由非金属元素形成的化合物一定是共价化合物
C．离子化合物中只含有离子键
D．共价化合物中只含有共价键
解析： 完全由金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如氯化铝(AlCl3)就属于共价化合物，A错误；氯化铵(NH4Cl)完全由非金属元素组成，但属于离子化合物，B错误；NaOH中的OH－内存在着共价键，C错误。
D
3．氢元素与其他元素形成的二元化合物称为氢化物，下面关于氢化物的叙述正确的是( )
B
D(共17张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第三节 化学键
第3课时 化学键重点知识复习课
1．掌握化学键类型与离子化合物、共价化合物的关系。
2．会用电子式表示离子化合物、共价化合物的结构。
通过对“化学键重点知识的复习”，培养模型认知和综合探究能力。
1．离子键和共价键的比较
一、化学键与化合物类型
离子键 共价键
定义 _________________之间的相互作用 _______之间通过_____________形成的相互作用
成键微粒 _____________ _______
本质 _____________之间的静电作用 共用电子与成键原子之间的静电作用
带相反电荷离子
原子
共用电子对
阴、阳离子
原子
阴、阳离子
离子键 共价键
形成条件 一般活泼_______元素原子与_____________元素原子间易形成离子键 一般非金属元素原子之间易形成共价键
存在 离子化合物(绝大多数盐、强碱、活泼金属氧化物等) 非金属单质、共价化合物、某些离子化合物
金属
活泼非金属
2．离子化合物和共价化合物的比较
离子化合物 共价化合物
概念 含有_________的化合物 _______________的化合物
构成粒子 _____________ _______
粒子间的作用 离子键 共价键
熔、沸点 较高 一般较低，少部分很高(如SiO2)
离子键
只含有共价键
阴、阳离子
原子
离子化合物 共价化合物
导电性 _________或________中导电 _________时，不导电。_________时，有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)
熔化时破坏的作用力 _________ 一般不破坏共价键，极少部分破坏共价键(如SiO2)
实例 强碱、大多数盐、活泼金属氧化物 酸、非金属氢化物、非金属氧化物、绝大多数有机物
熔融态
水溶液
熔融态
溶于水
离子键
3．化学键与物质类型的关系
应用体验
1．某短周期元素Q的原子最外层只有一个电子，下列说法正确的是( )
A．Q一定能与卤素形成共价键
B．Q一定能与卤素形成离子键
C．Q与氧元素形成的化合物中可能含有共价键
D．Q的单质中不存在化学键
解析： Q可能为H或Li或Na。Li和Na与卤素形成离子键，H与卤素形成共价键，A、B错误，Na与氧元素形成的Na2O2中存在共价键，C项正确；H2分子内存在共价键，D项错误。
C
2．(1)有下列物质：He、N2、CaO、H2SO4、Na2S、KOH、NaHCO3。
①其中只含共价键的是_________________；
②只含离子键的是____________________；
③既含有共价键又含有离子键的是_______________________；
④属于共价化合物的是_________________；
⑤属于离子化合物的是___________________________________。
N2、H2SO4
CaO、Na2S
KOH、NaHCO3
H2SO4
CaO、Na2S、KOH、NaHCO3
3．设计实验证明AlCl3是共价化合物。
答案：将AlCl3固体加热熔化，测其导电性，结果不导电证明AlCl3是共价化合物。
二、电子式的书写与判断
应用体验
写出下列物质的电子式
(1)CaCN2________________________________
(2)CaC2_______________________________
(3)PH3____________________
(4)Mg(OH)2___________________________________
(5)N2H4____________________________
(6)NaBH4________________________
(7)COCl2___________________________
(8)He___________